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1 Immagini e testi tratti dai website di: genome.wellcome.ac.uk, dnaftb.org, unipv.it, unimi.it, wikipedia.it, unibs.it, unisi.it, unina.it, uniroma2.it,

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1 1 Immagini e testi tratti dai website di: genome.wellcome.ac.uk, dnaftb.org, unipv.it, unimi.it, wikipedia.it, unibs.it, unisi.it, unina.it, uniroma2.it, nih.gov, zanichelli.it, sciencemag.org, ncbi.gov

2 I primi 20 elementi IIIIVVVIVIIVIII III Gruppo  Periodo 13 A l 14 Si 15 P 16 S 17 Cl 18 Ar 11 Na 12 Mg 19 K 20 Ca 3 Li 4 Be 5B5B 6C6C 7N7N 8O8O 9F9F 10 Ne 1H1H 2 He H, 2 He, 3 Li, 4 Be, 5 B, 6 C, 7 N, 8 O, 9 F, 10 Ne, 11 Na, 12 Mg, 13 Al, 14 Si, 15 P, 16 S, 17 Cl, 18 Ar, 19 K, 20 Ca,

3 Tavola periodica completa IIIIVVVIVIIVIII III Gruppo  Periodo 13 A l 14 Si 15 P 16 S 17 Cl 18 Ar 11 Na 12 Mg 21 Sc 22 Ti 23 V 24 Cr 25 Mn 26 Fe 27 Co 28 Ni 29 Cu 30 Zn 31 Ga 32 Ge 33 As 34 Se 35 Br 36 Kr 19 K 20 Ca 3 Li 4 Be 5B5B 6C6C 7N7N 8O8O 9F9F 10 Ne 1H1H 2 He Y 40 Zr 41 Nb 42 Mo 43 Tc 44 Ru 45 Rh 46 Pd 47 Ag 48 Cd 49 In 50 Sn 51 Sb 52 Te 53 I 54 Xe 37 Rb 38 Sr 5 57 La 72 Hf 73 Ta 74 W 75 Re 76 Os 77 Ir 78 Pt 79 Au 80 Hg 81 Tl 82 Pb 83 Bi 84 Po 85 At 86 Rn 55 Cs 56 Ba 6 90 Th 91 Pa 92 U 93 Np 94 Pu 95 Am 96 Cm 97 Bk 98 Cf 99 Es 100 Fm 101 Md 102 No 103 Lr 89 Ac 104 Rf 105 Db 106 Sg 107 Bh 108 Hs 109 Mt 110 Ds 111 Rg 112 Cn Fr 88 Ra 7 Lantanidi Attinidi gassoso alle STP liquido alle STP solido alle STP 58 Ce 59 Pr 60 Nd 61 Pm 62 Sm 63 Eu 64 Gd 65 Tb 66 Dy 67 Ho 68 Er 69 Tm 70 Yb 71 La 3

4 I gruppi I-VIII e i metalli di transizione IIIIVVVIVIIVIII III Gruppo  Periodo Sc 22 Ti 23 V 24 Cr 25 Mn 26 Fe 27 Co 28 Ni 29 Cu 30 Zn 39 Y 40 Zr 41 Nb 42 Mo 43 Tc 44 Ru 45 Rh 46 Pd 47 Ag 48 Cd 57 La 72 Hf 73 Ta 74 W 75 Re 76 Os 77 Ir 78 Pt 79 Au 80 Hg 89 Ac 104 Rf 105 Db 106 Sg 107 Bh 108 Hs 109 Mt 110 Ds 111 Rg 112 Cn 13 A l 31 Ga 5B5B 49 In 81 Tl Si 32 Ge 6C6C 50 Sn 82 Pb P 33 As 7N7N 51 Sb 83 Bi S 34 Se 8O8O 52 Te 84 Po Cl 35 Br 9F9F 53 I 85 At Ar 36 Kr 10 Ne 2 He 54 Xe 86 Rn Na 19 K 3 Li 1H1H 37 Rb 55 Cs 87 Fr 12 Mg 20 Ca 4 Be 38 Sr 56 Ba 88 Ra 7 Lantanidi Attinidi Metalli di transizione 58 Ce 59 Pr 60 Nd 61 Pm 62 Sm 63 Eu 64 Gd 65 Tb 66 Dy 67 Ho 68 Er 69 Tm 70 Yb 71 La 90 Th 91 Pa 92 U 93 Np 94 Pu 95 Am 96 Cm 97 Bk 98 Cf 99 Es 100 Fm 101 Md 102 No 103 Lr 4

5 I blocchi s, p, d, f IIIIVVVIVIIVIII III Gruppo  Periodo Sc 22 Ti 23 V 24 Cr 25 Mn 26 Fe 27 Co 28 Ni 29 Cu 30 Zn 39 Y 40 Zr 41 Nb 42 Mo 43 Tc 44 Ru 45 Rh 46 Pd 47 Ag 48 Cd 57 La 72 Hf 73 Ta 74 W 75 Re 76 Os 77 Ir 78 Pt 79 Au 80 Hg 89 Ac 104 Rf 105 Db 106 Sg 107 Bh 108 Hs 109 Mt 110 Ds 111 Rg 112 Cn 13 A l 31 Ga 5B5B 49 In 81 Tl Si 32 Ge 6C6C 50 Sn 82 Pb P 33 As 7N7N 51 Sb 83 Bi S 34 Se 8O8O 52 Te 84 Po Cl 35 Br 9F9F 53 I 85 At Ar 36 Kr 10 Ne 54 Xe 86 Rn He 11 Na 19 K 3 Li 1H1H 37 Rb 55 Cs 87 Fr 12 Mg 20 Ca 4 Be 38 Sr 56 Ba 88 Ra 7 blocco f blocco d 58 Ce 59 Pr 60 Nd 61 Pm 62 Sm 63 Eu 64 Gd 65 Tb 66 Dy 67 Ho 68 Er 69 Tm 70 Yb 71 La 90 Th 91 Pa 92 U 93 Np 94 Pu 95 Am 96 Cm 97 Bk 98 Cf 99 Es 100 Fm 101 Md 102 No 103 Lr blocco s blocco p 5

6 Ordine di riempimento degli orbitali 3d1s 4d5d6d 4f5f 3s 2s2p 3p 4p5p6p7p4s5s6s7s 1s  2s  2p  3s  3p  4s  3d  4p  5s  4d  5p  6s  4f  5d  6p  7s  5f  6d  7p 6

7 Configurazioni di Lewis 7

8 Proprietà periodiche Variano con regolarità lungo i periodi e lungo i gruppi in base alla variazione periodica della configurazione elettronica: Raggio atomico Energia di (prima) ionizzazione Affinità elettronica Elettronegatività Possono aumentare o diminuire lungo un gruppo, dall’alto in basso Possono aumentare o diminuire lungo un periodo, da sinistra a destra (il contrario da destra a sinistra) 8

9 Raggio atomico e raggio ionico Il r. atomico è la metà della distanza minima di avvicinamento tra due atomi dello stesso elemento. Aumenta lungo un gruppo (alto  basso), diminuisce lungo un periodo (sinistra  destra). Gli anioni hanno raggio maggiore dei corrispondenti atomi neutri. I cationi hanno raggio minore dei corrispondenti atomi neutri. 9

10 Energia di prima ionizzazione Si misura in kJ/mol ed è l’energia necessaria per rimuovere un elettrone da un atomo isolato (neutro) diminuisce lungo un gruppo (alto  basso) aumenta lungo un periodo (sn  ds). Esempio per il sodio (Ei=880 kJ/mol) Na (g) + Ei  Na + (g) + e - Le energie di seconda, terza ionizzazione ecc. hanno valori progressivamente crescenti perché è energeticamente più dispendioso strappare un elettrone da un catione che non da un atomo neutro. 10

11 Affinità elettronica Energia che si libera quando un atomo in fase gassosa cattura un elettrone e si trasforma in anione Si comporta come l’energia di prima ionizzazione: diminuisce lungo un gruppo (alto  basso) diminuisce ds  sn Esempio per il cloro (Ae=350 kJ/mol) Cl (g) + e -  Cl - (g) + Ae 11

12 Elettronegatività misura la tendenza dell’elemento ad attrarre gli elettroni di legame da un altro elemento. diminuisce lungo un gruppo (alto  basso) diminuisce ds  sn Nella tabella sono riportati i valori secondo Pauling arrotondati. L’elemento più elettronegativo è F (fluoro), seguito da O, N, Cl ecc. 12

13 Differenza di elettronegatività Δe Il calcolo si esegue tra i valori secondo Pauling degli elementi che si legano. Col variare del Δe varia la percentuale di polarità del legame, Es: Δe = 0,3  2% polarità; Δe = 1,5  48% polarità, Δe = 2,9  88% polarità Il valore di Δe = 1,9 (per alcuni autori 1,7) è considerato il valore limite per al disopra del quale il legame diventa ionico  60% polarità. Con Δe < 1,7  il legame è covalente. Esso può essere: Puro o omopolare – se sono legati 2 atomi identici, es H-H nell’H 2 Δe = 0 Eteropolare – se sono legati 2 atomi differenti, es Na- Cl nel NaCl 13

14 Energia di legame Se due atomi isolati si legano si libera un’energia detta di legame. La stessa energia è necessaria per rompere i legami. Si misura in kJ/mol e indica l’energia da fornire a una mol di sostanza per rompere il legame che unisce i suoi atomi.: H 2 = 436 (legame singolo: covalente apolare HCl = 430 kJ/mol (legame singolo: covalente polare) O 2 = 496 (legame doppio) N 2 = 944 (legame triplo) In alcuni composti il legame è molto forte ed è difficile spezzarlo: CO = 1034 infatti il CO (monossido di carbonio) è una molecola molto stabile e la sua tossicità per l’uomo dipende anche da questo. 14

15 VSEPR: geometria e angoli di legame molecolabplptipoangologeometria elettronica geometria molecolare altre molecole CH 4 40AX 4 109,5°tetraedricatetraedr.SiH 4, CF 4, CCl 4 NH 3 31AX 3 E107,3°tetraedricapiramidaleNF 3 H2OH2O22AX 2 E 2 104,5°tetraedricaangolare, piegata HF13AXE 3 104,5°tetraedricalineareHCl, HBr, HI 15 La forma delle molecole dipende dalle coppie di legame (bp, bond pair) e quelle di non legame (lp, lone pair) del guscio di valenza, tuttavia la repulsione esercitata dalle c. di non legame è maggiore rispetto alle bp, infatti l’ordine di repulsione elettronica è: lp/lp > lp/bp > bp/bp, inoltre le lp occupano più spazio. La geometria elettronica è determinata dalle regioni di alta d.e. intorno all’atomo o atomi centrali. La geometria molecolare è determinata dalla disposizione degli atomi intorno all’atomo o gli atomi centrali

16 Lunghezza di legame: angolo compreso tra i nuclei atomici. Aumenta al crescere del raggio atomico e al ridursi della forza di legame 16 Legame σ  distribuzione elettronica concentrata lungo l’asse di legame e disposta in modo simmetrico intorno a esso Legame   distribuzione concentrata in due zone situate da parti opposte rispetto all’asse di legame e non è disposta simmetricamente intorno a esso Orbitali ibridi  funzioni matematiche derivanti dalla somma algebrica di un certo numero di orbitali atomici aventi energia simile. Orbitale ibrido Geometria e angoli di legamelegami αlegami π splineare– 180°22 sp 2 trigonale - 120°31 sp 3 tetraedrico – 109,5°40

17 VSEPR: geometria molecolare e angoli di legame 17 H 2 O: 104,5°

18 Angolo di legame: è formato dagli assi dei nuclei degli atomi che si legano. I legami covalenti doppi e tripli valgono come un legame singolo ai fini della geometria molecolare 18

19 Esempi di molecole e relative geometrie orbitaligeometriaesempi spLineareCO2, BeCl2, sp 2 Trigonale planareBF3, SO2, CO3 --, CH2CH2 sp 3 TetraedroCH4, SiF4 sp 3 Piegata o angolareNH3, H2O sp 2 dPlanare quadrataPdCl4 --, Ni(CN)4 -- sp 3 dTrigonale bipiramidale PdCl4 --, Ni(CN)4 -- sp 3 d 2 OttaedroNi(NH3) 6 ++, IF5, SF6 19

20 Coppie elettroniche di legame e di non legame 20

21 Tipologie di legame 21 dativo: tra donatore e accettore di elettroni Composti di coordinazione: un metallo o suo ione viene circondato da atomi donatori di elettroni. metallico: attrazione fra gli ioni metallici positivi e gli elettroni mobili che li circondano.


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